ENLACE COVALENTE  

Es el más frecuente y abundante en las combinaciones químicas. Un primer modelo electrónico de enlace covalente fue propuesto por Gilbert Newton Lewis en 1916 al observar la gran estabilidad de las configuraciones de las configuraciones electrónicas de los gases nobles. Según Lewis el enlace covalente consiste en la unión de átomos por compartición de un par o más de electrones, para alcanzar de esta forma la estructura estable de un gas noble (Teoría de Lewis o del octeto de electrones). Compartición, pues cada átomo cede parcialmente un electrón y acepta parcialmente otro. Una vez formado el enlace los electrones son atraídos por los núcleos y es indistinguible su procedencia. Si se comparte un par tenemos un enlace sencillo, si comparte dos pares un enlace doble y si comparte tres pares un enlace triple. 

Si dos átomos de cloro pueden unirse compartiendo un par de electrones, ya que cada uno de ellos tiene siete electrones en su capa de valencia, al formar un enlace covalente entre ellos cada átomo se quedaría rodeado de ocho electrones en su última capa, con lo que adquiere la configuración electrónica del gas noble más próximo lo que le da mayor estabilidad.  

C l C l C l - C l C l - C l  

Los electrones de valencia se simbolizan con puntos o aspas, aunque a veces se simbolizan con una raya, en algunos casos se omiten los pares de electrones que no forman parte de un enlace. 

Hay casos en los que para poder adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo, los átomos han de compartir más de un par de electrones, formándose enlaces múltiples. Como ejemplo tenemos el caso del oxígeno y del nitrógeno: 

O O O O (Enlace doble)

 

N N N N (Enlace triple) 

O = C = O

C = C

H H

H HCO2 C2H4

 

O C O C C H H

H HEn algunas ocasiones el par de electrones de un enlace covalente es suministrado por uno

sólo de los átomos que forman el enlace, en este caso el enlace se denomina covalente coordinado o dativo. Los casos más frecuentes son en los iones oxonio y amonio:

 

 

H H

H N + H H N H

H H

(catión amonio)

 

H - O - H + H H -O -H

H

(catión oxonio)  Limitaciones a la regla del octeto: 

a) a)      No explica la estructura de algunos compuestos, como el BF3, PCl5, etc., en los que el átomo central no satisface la regla del octeto:

  

     

b) b)     No da una explicación lógica de la geometría de las moléculas. Por ejemplo, que el agua sea angular y no lineal.

 

C l

C l P C l

C lC lF B F

F

Dado que la teoría de Lewis es insuficiente para explicar todas las características del enlace covalente se recurrió a la Mecánica Cuántica, apareciendo dos métodos aproximados: la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares, ambos se utilizan en la actualidad por su carácter complementario.

  

Teoría del enlace de valencia: 

Esta teoría supone que cuando dos átomos aislados se aproximan, para formar un enlace covalente, se produce un solapamiento de sus orbitales atómicos dando un enlace cuando se aparean los electrones de spines contrarios de cada orbital. Aparecen por lo tanto enlaces dirigidos en el espacio.

 Si el solapamiento de los orbitales es grande

el enlace va a ser muy fuerte, al enlace que aparece se le denomina enlace sigma (s). Si el solapamiento es menor, el enlace será débil, dando lugar a un enlace de tipo pi (p). Se forman enlaces s cuando solapan dos orbitales de tipo S, uno S y otro P o dos orbitales P siempre que estén orientados en el mismo eje. Cuando se

solapan dos orbitales P con ejes paralelos el enlace será p La máxima probabilidad de encontrar los electrones es entre los núcleos, ya que así los tiene atraídos venciendo su repulsión eléctrica.

  Características de la teoría del enlace de valencia: 

a) a)      En esta teoría suponemos que los orbitales se solapan a lo largo de una determinada trayectoria, siendo enlaces direccionales.

b) b)     Los orbitales del átomo que no se enlazan no cambian su estructura.c) c)      En cada átomo se pueden formar tantos enlaces como electrones desapareados tenga

el átomo.d) d)     Se llama covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede

formar, es decir el número de electrones despareados que tiene.Esta teoría explica la geometría de las moléculas basándose en el carácter direccional de los

orbitales que solapan para formar el enlace covalente. Así es capaz de explicar moléculas como: MOLÉCULA DE FLUOR (F2) ZF = 9 1s2 2s2 2p5 o sea 1s2 2s2 2(px

1 py2 pz

2) 

Queda un electrón libre en el orbital px de cada átomo de fluor, que se aparean solapando los orbitales px. Aparece un enlace de tipo sigma que mantiene unidos a los átomos de fluor, originando una molécula de fluor de geometría lineal. 

GEOMETRÍA LINEAL

        MOLÉCULAS DE AGUA Y OXÍGENO

 El oxígeno puede formar dos enlaces covalentes, en el caso del agua forma los enlaces con el hidrógeno, enlaces s, la geometría de la molécula sería angular, si bien el ángulo observado experimentalmente es de 104º4’, diferente del teórico que sería de 90º, esto puede ser debido a la repulsión entre los núcleos de los átomos y entre las nubes electrónicas.  

En el caso de que se unan dos átomos de oxígeno el solapamiento es frontal entre dos orbitales p, por un lado, y lateral, por otro, dando lugar a un enlace s y otro p, estos dos enlaces juntos dan lugar a lo que se conoce como enlace doble (O=O).         

  

 

MOLÉCULAS DE AMONIACO Y NITRÓGENO

En el caso del nitrógeno, tenemos tres electrones desapareados uno en cada uno de los orbitales p, puede formar tres enlaces covalentes.  

Si se une a tres átomos de hidrógeno lo hace con tres enlaces s, la geometría de la molécula sería piramidal, aunque con ángulos mayores (108º) que los teóricos (90º) por las mismas razones que el caso del agua.  

Si se unen dos átomos de nitrógeno, lo hace con tres enlaces uno s y dos p, lo que se conoce como enlace triple         

    Fallos de esta teoría: 

Si nos fijamos en las moléculas de fluoruro de berilio (BeF2), tendríamos que al tener el berilio una configuración 1s2 2s2, donde los electrones están apareados, no permite explicar la formación de dos enlaces covalentes iguales al unirse al flúor.

El carbono tiene una configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2, con dos electrones sin emparejar, lo que llevaría a pensar en una covalencia 2 para este elemento. Sin embargo, sabemos que el carbono es casi siempre tetravalente. No explicaría la formación por ejemplo del metano.

 Vemos que la teoría del enlace de valencia es, por lo tanto, incapaz de explicar aquellas geometrías moleculares en las que participen orbitales atómicos, de un mismo átomo de distinto tipo (s, p, ...).

 

Teoría de la hibridación de orbitales: 

Para solventar estos problemas se desarrolló esta teoría ( por Pauling y Slater en 1931) basada en el enlace de valencia. Supone que cuando dos orbitales atómicos de diferente tipo, pertenecientes a un mismo átomo, intervienen en la formación de enlaces, estos se recombinan, se hibridan, dando tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos de partida se han combinado 

Hibridación no es más que una mezcla o combinación lineal de orbitales atómicos puros (s y p en los casos que vamos a estudiar). 

Los orbitales híbridos son parecidos en geometría a los orbitales de tipo p, pero poseen un lóbulo muy grande (el enlazante) mientras que el otro es muy pequeño (el antienlazante). 

Dependiendo de los tipos de orbitales atómicos que se combinen y de su número aparecen diferentes clases de hibridaciones. En este tema sólo estudiaremos tres: sp, sp2 y sp3. Hibridación sp o digonal: 

Se produce cuando entran en juego, para la formación de un enlace covalente, un orbital de tipo s y otro de tipo p, dando lugar a dos orbitales híbridos que se colocan linealmente.  

Este tipo de hibridación la presentan el hidruro de berilio, fluoruro de berilio y moléculas orgánicas con triple enlace como el acetileno, entre otros.     

   FLUORURO DE BERILIO 

Be 1s2 2s2 promociona un electrón del 2s al 2px,

dando 1s2 2s1 2px1 2py 2pz

 Se hibrida el 2s y el 2px dando dos orbitales híbridos sp, con un electrón cada uno. 

 

F 1s2 2s2 2px1 2py

2 2pz

2

Se forman dos enlaces de tipo sigma. 

ACETILENO O ETINO

C 1s2 2s2 2px 2py1 2pz

1 promociona un electrón del orbital 2s al 2px, dando 1s2 2s1 2px

1 2py1 2pz

1

 H 1s1

Se hibrida el 2s y el 2px, formándose dos orbitales hibridos sp con un electrón cada uno de ellos. 

Se forman tres enlaces uno de tipo sigma y dos de tipo pi. Como los electrones de los enlaces pi poseen

, por la naturaleza del enlace, mucha movilidad, los enlaces pi se representan en muchas ocasiones en forma de nube electrónica por encima y debajo del enlace pi.

 

Hibridación sp2 o trigonal: 

Se produce al combinarse un orbital s con dos orbitales p del mismo átomo, dando lugar a tres orbitales híbridos que adquieren una configuración plana triangular, los orbitales híbridos están dirigidos desde el centro a los vértices de un triángulo equilátero, con ángulos entre sus ejes de 120º. 

Este tipo de hibridación la presentan las moléculas de trifluoruro de boro, eteno, benceno y en general todos los dobles enlaces en el caso de los compuestos orgánicos.      

  

ETENO

C 1s2 2s2 2px 2py1 2pz

1, promociona un electrón del orbital 2s al 2px, dando 1s2 2s1 2px

1 2py1 2pz

1

 H 1s1

 Se forma un enlace sigma por solapamiento de dos orbitales sp2 y un enlace pi por solapamiento lateral de dos orbitales p.   

 Hibridación sp3 o tetraédrica:

  

Esta hibridación da lugar a cuatro orbitales híbridos que se dirigen desde el centro de un tetraedro a sus vértices (geometría tetragonal), se combinan un orbital s y tres orbitales p, siendo el ángulo entre sus ejes de 109º28’. 

Este tipo de hibridación lo presentan las moléculas de agua, amoniaco y metano entre otras    

    

             

METANO AGUA AMONIACO

En el metano los ángulos son los del tetraedro, sin embargo en el agua el ángulo es menor, esto es debido a la repulsión de los pares de electrones que tiene el oxígeno sin compartir con los electrones de enlace. En el caso del amoniaco ocurre algo similar pero la repulsión es menor, por lo que los ángulos son mayores. Teoría de orbitales moleculares: 

Se basa en que del mismo modo que los electrones se sitúan en los átomos en orbitales atómicos, debe aceptarse que en las moléculas se situarán en orbitales moleculares, formados estos por combinación de los orbitales atómicos de los átomos que los originan.  Cada orbital molecular representa una nube electrónica que pertenece a la molécula como un todo y los electrones situados en ella no pertenecen a un átomo determinado, sino a los dos que forman el enlace. De la combinación de dos orbitales atómicos, que pueden alojar cuatro electrones, resultarán dos orbitales moleculares que alojarán los electrones. 

Uno con un estado de energía que será inferior al de los orbitales atómicos de los que procede denominado enlazante.

Otro de mayor contenido energético, que los orbitales atómicos de los que procede, denominado antienlazante.

  

  

                       

Orbitales moleculares en el nivel n = 1

Orbitales moleculares en el nivel n = 2

  Se denominan sigma si proceden de dos orbitales s, de uno s y otro p o de dos p que se aproximan frontalmente. Cuando se combinan dos orbitales p lateralmente darán lugar a orbitales moleculares pi. Los electrones se van alojando en estos orbitales moleculares por orden creciente de energía de acuerdo con los principios de exclusión de Pauli y de máxima multiplicidad de Hund.

 Polaridad de los enlaces covalentes: 

Si se unen dos átomos iguales mediante un enlace covalente, como en el caso de las moléculas diatómicas, los electrones que constituyen el enlace se encontrarán a igual distancia de los átomos y la distribución de cargas es simétrica. En este caso al enlace se le llama homopolar y se dice que la molécula es apolar. 

Si los átomos que forman el enlace tienen distinta electronegatividad, por ser átomos diferentes, el par de electrones será atraído con más fuerza por el más electronegativo (por tanto estará más cerca de él), por lo que la distribución de carga ya no es simétrica. Como consecuencia se origina una molécula dipolar o dipolo. En las zonas próximas al átomo más electronegativo se aprecia una densidad electrónica mayor (habrá una carga parcial negativa) que en las zonas próximas al otro átomo (habrá una carga parcial positiva). 

En este caso el enlace se dice que es semipolar y actúa como si tuviera un cierto carácter iónico. Según Pauling cuando las diferencias de las electronegatividades, de los átomos que forman el enlace, es mayor que 1’7 el enlace será predominantemente iónico, tanto más cuanto mayor sea esta diferencia. 

El dipolo se caracteriza por el momento dipolar m (magnitud vectorial), que es el producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que hay entre ellas. La dirección de esta magnitud será la de la línea de enlace y su sentido el que va desde la carga positiva a la negativa. 

La polaridad de la molécula depende también de la geometría de la misma, ya que cuando en una molécula existen más de un enlace polar puede suceder dos cosas: 

1) Cuando los dipolos no están en línea recta sino que forman un ángulo, como en el caso del agua, la molécula será polar, ya que los momentos dipolares de los enlaces no se anulan entre sí.

         

O

H H

M ome nto 1M o m en to 2

M o m en toresu ltan te

Momentos dipolares en la molécula de agua.

2) Puede suceder que debido a la disposición espacial de los dipolos estos se anulen entre sí, y la molécula en conjunto sea apolar. Es el caso del tetracloruro de carbono o del cloruro de berilio.

     Resonancia: 

Se llama mesomería o resonancia la propiedad que tienen ciertas moléculas o iones de no poder ser representadas mediante un único diagrama de Lewis, que sea capaz de explicar sus propiedades. 

Hay muchas moléculas y muchos iones que no pueden presentarse por una sola fórmula estructural, por ejemplo el SO2.  

    

Tanto en una como en otra el átomo de azufre está unido a un átomo de oxígeno por un enlace sencillo y al otro por un enlace doble. Sin embargo, la experiencia muestra que ambos enlaces tienen el mismo carácter, el cual es intermedio entre el sencillo y el doble, la molécula real de SO2 tiene características intermedias entre las dos estructuras de Lewis. Lo mismo le ocurre al NO, NO2

-, CH3 – COO-, SO42-, etc.

 Propiedades de las sustancias covalentes: 

Los átomos que se unen por medio de enlaces covalentes están más próximos entre sí que en un enlace iónico. Lo dicho anteriormente junto con el hecho de compartir los electrones hace que la fuerza que una estos átomos (es decir un enlace covalente) sea mucho más fuerte que en el enlace iónico. 

Esto trae como consecuencia: 

1) Forman moléculas, siendo las fuerzas de atracción entre ellas débiles, por lo que son sustancias volátiles, de bajos puntos de fusión y de ebullición, en condiciones ordinarias son gaseosos como el oxígeno, amoniaco, dióxido de carbono, nitrógeno, etc., algunas líquidas como el bromo, agua, etanol, ácido acético, etc., y otras sólidas como el yodo, naftaleno, glucosa, etc.

 

S

O O

S

O Oo

Estructuras resonantesdel SO2

C l B e C l

M ome nto 1M ome nto 2

Momentos dipolares en la molécula de cloruro de berilio.

2) En cuanto a la solubilidad, los compuestos no polares o poco polares son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua, pero se disuelven bien en disolventes no polares o poco polares como los disolventes orgánicos: éter, benceno, tetracloruro de carbono, etc.

 3) Son malos conductores del calor y de la corriente eléctrica, es decir no tienen

iones libres. 

4) Es un enlace dirigido y las moléculas tienen una geometría definida. 

5) Es un enlace fuerte, difícil de romper, aunque las fuerzas entre las moléculas sean débiles.

 6) En algunos casos forman redes cristalinas con enlaces covalentes, como es el caso del

diamante (carbonos unidos por hibridación sp3), grafito (carbonos unidos por hibridación sp2), SiC, SiO2 (sílice). Todos los átomos estarían unidos por enlaces covalentes difícil de romper. Estas sustancias se conocen como macromoléculas. Son de gran dureza, altos puntos de fusión y de ebullición y son insolubles en disolvente comunes.